一、知識要點與規律
1.原子結構
⑴原子構成
⑵幾種關係
①質量數=質子數+中子數，即：a=z+n。
②原子核電荷數=質子數=核外電子數=原子序數。
x：元素符號。z：
質子數（等於核電荷數或原子序數）。a：質量數。
+n：化合價。n+：
離子電荷數（可為正電荷，也可為負電荷）。m：構成分子時該原子的個數。
⑷ 同位素
具有相同質子數和不同中子數的原子互相稱為同位素。
性質：同一元素的同位素化學性質基本相同；在天然存在的某種元素中，不論游離態還是化合態，同位素原子的百分比一般不變。
原子的相對質量與元素的相對原子質量有區別：元素的相對原子質量是按各種天然同位素原子百分比算出的平均值。
★⑸核素
具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子，叫做核素。氫、氧等為多核素元素，鈉、氟等為單一核素元素。
⑹核外電子排布狀態
①核外電子運動特徵：
高速，無一定的軌跡，運動空間小，無法同時準確測得某一時刻位置與速度。
②電子雲：
形象描述電子在一定時間內在核外空間各處出現機會大小的模型。
③核外電子的排布規律：
a.能量最低原理：即按能量由低向高順序排布分層排布。排滿了k層再排l層，排滿了l層，再排m，m層8個電子，排n層，n層排2個電子，排m層直至排滿。
b.每層最多容納的電子數為2n2；最外層不得超過8個（第一層為最外層時不能超過2個）；次外層不超過18個（第一層除外）；倒數第3層不超過32個。
⑺離子結構與原子結構的關係
離子：質子數－電子數＝電荷
即：陽離子：質子數＞核外電子數
陰離子：核外電子數＞質子數
⑻表示原子組成的方法
① 原子結構示意圖：如cl
② 電子式：如
2.元素週期律
⑴元素週期律：元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈週期性的變化。
具體包括如下規律：
①元素原子核外電子排布的週期性變化：
即隨著原子序數的遞增，最外層電子數總是按1～8的順序排列（h、he除外）。
②元素的原子半徑呈週期性變化：
即隨著原子序數的遞增，從鹼金屬元素到鹵族元素，原子半徑總是從大到小。
③元素化合價呈週期性變化：
即隨著原子序數的遞增，最高正價從鹼金屬到鹵素，總是由+1到+7價（除o、f外）；負價從碳族到鹵素，總是由－4到－1價。
④元素金屬性、非金屬性呈週期性變化：
即隨著原子序數的遞增，從鹼金屬元素到鹵素，總是金屬性減弱，非金屬性增強。
⑵元素週期律的擴充套件規律：
①元素的金屬性強弱的判斷規律：
a.金屬單質與水反應的條件：越容易，金屬性越強。
b金屬單質與酸反應置換出氫氣的難易程度：越容易，金屬性越強。
c.金屬單質從鹽溶液中置換出金屬：還原性越強，金屬性越強。
d.金屬元素的最**氧化物對應水化物鹼性強弱：鹼性越強，金屬性越強。
②元素非金屬性強弱的判斷規律：
a.非金屬單質與h2的反應條件，反應程度及生成氣態氫化物的穩定性：越容易發生，非金屬性越強；生成的氣態氫化物越穩定（還原性越弱），非金屬性越強。
b.非金屬元素最**氧化物對應水化物酸性強弱：越強，非金屬性越強。
c.非金屬單質間的置換：單質的氧化性越強，其元素的非金屬性越強。
③元素主要化合價與原子結構的關係規律：
a.主族元素最高正價等於原子的最外層電子數。
b.元素的負化合價等於原子達穩定結構時得電子數。
c.元素的最高正價和負化合價絕對值之和等於8。由此還可推知最高正價氧化物和氣態氫化物及最**氧化物相應水化物通式。
3.元素週期表
⑴元素週期表的編排原則
①按原子序數遞增順序從左到右排列。
②電子層數相同的元素排成一橫行，構成週期。
③最外層電子數相同的元素（個別例外）排成縱行，構成族。
⑵元素週期表的結構：
①七個橫行即七個週期，三短三長一不全。
②18個縱行為16個族，七主七副和0、ⅷ。
七個主族：ia、ⅱa、ⅲa、ⅳa、ⅴa、ⅵa、ⅶa
七個副族：ib、ⅱb、ⅲb、ⅳb、ⅴb、ⅵb、ⅶb、ⅶb
1個0族：稀有氣體元素
1個ⅷ族：元素週期表8、9、10三個縱行。
主族：由短週期和長週期共同組成。（0族同）
副族：只由長週期組成（ⅷ族同）
族序數從左到右順序：ⅰa、ⅱa、ⅲb、ⅳb、ⅴb、ⅵb、ⅶb、ⅷ、ⅰb、ⅱb、ⅲa、ⅳa、ⅴa、ⅵa、ⅶa、0。
③鑭系和錒系的存在使ⅲb在各族中元素最多，也使第
六、七週期元素多於第
四、五週期。
⑶元素在週期表中的位置、結構及性質的關係：
①元素原子電子層數＝元素所在週期數
②主族元素原子最外層電子數＝主族序數＝主族元素最高正價
③質子數＝原子序數＝核電荷數
④主族序數＋負價絕對值＝8（限於ⅳa－ ⅶa）
⑤原子半徑越大，最外層電子數越少，失電子能力越強，元素的金屬性越強；原子半徑越小，最外層電子數越多（不含稀有氣體），得電子能力越強，元素的非金屬性越強。
同週期元素從左到右非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱；同主族元素從上到下非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。
非金屬性越強，元素單質的氧化性越強，其最**氧化物對應水化物的酸性越強（除o、f無正價外），氣態氫化物越穩定；金屬性越強，元素單質的還原性越強，其最**氧化物相應水化物的鹼性越強。
4.化學鍵
相鄰的原子之間強烈的相互作用，通常叫做化學鍵。
⑴離子鍵
①概念：使陰、陽離子結合成化合物的靜電作用，叫做離子鍵。
②形成離子鍵的條件及過程：
（不穩定，能量高穩定
③離子鍵的強弱比較：
離子的半徑越小，帶電荷越多，陰、陽離子間的作用就越強，即離子鍵就越強。離子鍵越強，離子化合物的熔點、沸點一般越高。
④表示方法：——電子式。
a.用電子式表示原子：鈉原子，氯原子，氦原子。
b.用電子式表示離子：鈉離子氯離子。
c.用電子式表示原子團（複雜離子）：銨根離子
氫氧根離子
d.用電子式表示離子化合物：
e.用電子式表示離子鍵的形成過程：
： ：或⑵共價鍵：
①概念：原子間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。
②形成共價鍵的條件及過程：
（不穩定、能量高穩定、能量低）
注：可以等於，也可以不等於；a、b可為同種原子，也可為不同種原子。一般形成共價鍵的原子為非金屬原子，也有不活潑的某些金屬原子與非金屬原子。
不排除個別活潑金屬的原子與非金屬原子的結合。如：alcl3。
③共價鍵的實質：
共價鍵的實質是共用電子對與原子核之間的電性作用。
④共價鍵強弱的比較：
*鍵能：氣態分子拆開1mol共價鍵形成原子時吸收的能量。
*鍵長：兩個成鍵原子核間的平均距離。（與原子半徑大小有關）
判斷：原子半徑小，鍵長短則鍵能大，鍵越穩定。
⑤共價化合物的表示方法：
a.結構式：h2 :h－h h2o: nh3 : n2 : co2 :
b.電子式：h2 h2o nh3 n2 co2
⑥共價鍵形成的表示方法：
用電子式表示共價鍵（共價化合物）的形成過程：
h2o：
n2 ：
⑦非極性鍵和極性鍵。
同種元素的原子間的共價鍵為非極性鍵。
不同種元素的原子間的共價鍵為極性鍵。
⑶化學反應的本質：舊化學鍵的破裂和新化學鍵的形成過程（利用鍵能可以解釋反應熱）。
5.微粒半徑大小規律
⑴總體規律：核電荷數越大，原子核吸引電子能力越大，半徑越小；電子數越多，尤其是電子層數越多，原子核對電子的束縛作用越小，半徑越大。要看哪種因素起主導作用（即哪種因素是矛盾的主要方面）。
⑵原子半徑：同週期元素從左到右，原子半徑依次減小（稀有氣體因為測定方法不一而不做排列）；同主族元素從上到下，原子半徑依次增大。
⑶離子半徑：陰離子半徑大於相應的原子半徑，電荷數越高半徑越大；陽離子半徑小於相應的原子半徑，電荷數越高半徑越小；同主族從上到下簡單離子的半徑依次增大；具有相同電子層結構的離子，隨著核電荷數的增大半徑逐漸減小。
6.等電子規律
⑴對於主族元素，同週期的氣態氫化物、非金屬簡單陰離子、稀有氣體以及下一週期的金屬陽離子的電子數相等，並且與同週期氣態氫化物去掉乙個質子（h+）或結合乙個質子（h+）後形成的微粒的電子數相等。
⑵同週期元素的氣態氫化物失去乙個氫原子後的基團電子數相等。如－ch3、－nh2、－oh、－f電子數為9。
⑶電子數相同以及所帶電荷的電性與電量也相同的微粒為等電子等質子體，如f-與oh-；na+、nh4+與h3o+；hs-與cl-；co、n2與c2h2；ch4、nh3、h2o、hf 與ne；ph3、h2s、hcl、ar、f2、h2o2與c2h6等。
⑷等電子微粒
★7.推斷元素的知識規律
⑴根據原子結構特徵推斷元素的知識規律
①電子層數：原子的電子層數＝元素所在的週期序數。
②電子數：a.主族元素原子的最外層電子數＝主族序數；原子最外層電子數為8，元素在0族；最外層電子數為1——2，元素可在a、a、副族、族或0 族。
b.主族元素原子的價電子數＝主族序數。c.
原子的次外層電子數為2，元素在第二週期；次外層電子數為8，元素在第三週期或第四——七週期的a、a族；次外層電子數為18，元素在族之後。d.元素簡單離子的最外層電子數為8，元素在a、a、a（al）、a和a族。
e.原子最外層電子數是次外層電子數的2——3倍，元素在第二週期。
③原子半徑：a.同一週期從左到右依次減小（稀有氣體除外），同一主族從上到下依次增大。
b.從原子半徑的數值上看，位於第三週期的cl的半徑小於第二週期的li，而大於be，說明電子層數多的原子半徑不一定大於電子層數少的原子半徑。
第五章物質結構元素週期律
第一課時原子結構 一 原子的構成 1 原子的構成 2 元素符號周圍各個數字的含義 3 組成原子的各種微粒及其相互關係 核電荷數 z質量數 a 陽離子的核外電子數 質子數 所帶電荷數 陰離子的核外電子數 質子數 所帶電荷數 2 元素 核素 同位素 注意 同位素的化學性質幾乎完全相同 自然界中穩定同位素...
第五章物質結構元素週期律
第1講原子結構與化學鍵 基礎全掃瞄 1 原子的構成 原子2 原子中各粒子之間的數量關係 1 18o中的質子數為8，中子數為10。2 i中的中子數與質子數之差為25。3 d3o 中的質子數為11，電子數為10，中子數為11。4 co中的質子數為30，電子數為32。3 元素 核素 同位素 1 基本概念 ...
第五章物質結構元素週期律
第一節原子結構學案 一 學習目標 一 知識目標 1 認識原子核的結構 2 理解質量數和azx的含義，3 掌握質量數 質子數 中子數 電子數間的關係。能進行質量數 質子數 中子數 電子數間的簡單計算 4 理解元素 同位素的含義，會判斷同位素 二 能力情感目標 1 培養學生對資料的分析處理 概括總結能力...